Grundwissen 8

Grundwissen 8. Klasse
1. Stoffe und Teilchen
Teilchenmodell:
Alle Stoffe bestehen aus kleinen Teilchen, die sich
bewegen. Je mehr Energie sie besitzen, desto mehr
bewegen sie sich.
Atome
von „atomos“ unteilbar. Ein elementarer Stoff kann
chemisch höchstens in gleiche, kleinste Teilchen zersetzt
werden.
Ionen
Salze bestehen aus Ionen. Es gibt negativ geladene Ionen,
die Anionen und positiv geladene, die Kationen. Zudem
können Ionen Atomionen oder Molekülionen sein.
Z.B.: Anionen: Chloridion (Cl-), Oxidion (O2-),
Carbonation (CO32-)
Kationen: Natriumkation (Na+), Calciumkation
(Ca2+), Ammoniumkation (NH4+)
Moleküle
elektrisch neutrale Teilchen, die aus mehreren gleichen
oder unterschiedlichen Atomen zusammengesetzt sind.
Z.B.: Sauerstoffmolekül (O2), Ammoniak (NH3)
Element
Atome einer Sorte, die sich in Bau und Reaktionsvermögen gleichen, werden als Element bezeichnet und
im Periodensystem der Elemente aufgeführt.
Elementarer Stoff
Ein Stoff, der nur aus einer Sorte Atomen aufgebaut ist.
Z.B.: Sauerstoff, Kupfer, Chlor
Chemische Verbindung
Wenn unterschiedliche Atome Moleküle oder Ionen
bilden, liegt eine Verbindung vor.
Elementargruppe
In einem Salz liegen Anionen und Kationen in einem
Ionengitter vor. Die kleinste, wiederkehrende Einheit wird
als Elementargruppe bezeichnet.
Z.B.: Kochsalz (NaCl),
Magnesiumoxid (MgO),
Calciumcarbonat (CaCO3)
Kochsalzgitter
2. Chemische Reaktionen und Energie
Chemische Reaktion
Hierbei werden Teilchen gespalten und neu zusammengesetzt. Aus Edukten (Ausgangsstoffe) werden Produkte
(Endstoffe) gebildet.
Z.B.:

+
Wasserstoff
2 H2
+
Sauerstoff
O2

+
Wasser
2 H2O
Chemische Formel
Gibt an, welche Atome in welchem Zahlenverhältnis ein
Molekül bilden. Dabei gelten die kleinen Indizes nur für
das vorangestellte Element, Koeffizienten die vor dem
Molekül stehen für das gesamte Molekül (siehe obige
Reaktionsgleichung für die Entstehung von Wasser).
Für Salze gelten Verhältnisformeln, die das Anzahlverhältnis von Anionen und Kationen wiedergeben.
Reaktionsgleichung
Beschreibt die Anzahl der Edukte vor, und die Anzahl der
Produkte nach einer chemischen Reaktion. Dabei muss die
Anzahl der Atome vor und nach der Reaktion gleich
bleiben (Gesetz von der Erhaltung der Masse).
Z.B.: Natrium
2 Na
Benennung binärer
Verbindungen
+ Chlor(molekül) Natriumchlorid
+
Cl2
 2 NaCl
Das erste Element erhält seinen deutschen Namen, das
zweite wird mit seinem lateinisch/griechischen
Wortstamm benannt, an den die Endung –id angehängt
wird.
Z.B.: Kohlenstoffdioxid (CO2), dabei werden Zahlwörter
dem entsprechenden Element vorangestellt (von 1 – 10:
Mono, di, tri, penta, hexa, hepta, octa, nona, deca).
Oder N2O = Distickstoffmonooxid
Metallion
Lithium:
Li+
Kalium:
K+
Natrium:
Na+
Magnesium: Mg2+
Calcium:
Ca2+
Barium:
Ba2+
Aluminium: Al3+
Kupfer:
Cu2+
Silber:
Ag+
Eisen:
Fe2+ / Fe3+
Anion
Cl Chlorid
F- Fluorid
Br- Bromid
I- Iodid
S2- Sulfid
O2- Oxid
N3- Nitrid
-
Reaktionsenergie
Stoffe besitzen eine innere Energie Ei. Unterscheidet sich
der Energiegehalt von Edukten und Produkten wird
Energie frei (exotherme Reaktion, d.h. die innere Energie
der Produkte ist geringer als die der Edukte), oder es muss
Energie aufgewendet werden (endotherme Reaktion, die
innere Energie der Produkte ist größer als die der Edukte).
Die Differenz der inneren Energie bezeichnet man als
Reaktionsenergie ΔEi. Bei exothermen Reaktionen
bekommt sie ein negatives, bei endothermen ein positives
Vorzeichen.
Aktivierungsenergie
Energie, die nötig ist, um eine chemische Reaktion
„anzustoßen“.
Katalysator
Ein Stoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt,
indem er die Aktivierungsenergie herabsetzt. Er nimmt an
der Reaktion teil, liegt danach aber unverändert wieder
vor. In Organismen heißen sie Biokatalysatoren oder
Enzyme.
Energiediagramme
Exotherme Reaktion
Endotherme Reaktion
Ei= innere Energie
EA= Aktivierungsenergie
ΔEi=Reaktionsenergie
3. Atombau und Periodensystem
Elementarteilchen
Im Kern befinden sich die Protonen und Neutronen, in der im Vergleich
dazu riesigen Hülle, die Elektronen (zumVergleich: Beträgt der
Kerndurchmesser einen Zentimeter, entspricht der Schalendurchmesser
etwa der Höhe des Turm des Ulmer Münsters).
+
Name Abkürzung Ladung Masse in u
Proton
p+
+1
1,00728
Neutron
n
0
1,00867
-
Elektron
e-
-1
0,000549
Ordnungszahl
Atombau
(Kern-Hülle-Modell)
Im Periodensystem sind die Elemente nach der Anzahl
ihrer Protonen im Kern geordnet = Protonenzahl =
Ordnungszahl = Kernladungszahl (und entspricht der
Anzahl der Elektronen).
Z.B.: 8 O, bedeutet Sauerstoff steht an achter Stelle im
PSE, besitzt 8 Protonen und 8 Elektronen.
Das Schalenmodell besagt, dass sich die Elektronen,
angezogen vom Kern, in definierten Abständen auf
sogenannten Schalen bewegen. Es gilt: je weiter die
Elektronen vom Kern entfernt sind, desto energiereicher
sind sie. Die Schalen werden vom Atomkern ausgehend
mit K, L, M etc. bezeichnet. Die Energiestufe, die die
jeweilige Schale darstellt, wird mit der Hauptquantenzahl
n = 1, 2, 3 etc bezeichnet. Dies entspricht auch der
Periodenzahl (waagrechte Zeilen im PSE).
z.B. Schalenmodell von Fluor:
K
L
Valenzelektronen
Die Außenelektronen, also die energiereichsten
Elektronen. Sie sind entscheident für die Reaktivität eines
Atoms, sie bewirken quasi die chemische Reaktion. Im
gekürzten PSE sind die Hauptgruppennummern von I –
VIII mit der Anzahl der Valenzelektronen identisch.
Edelgaskonfiguration
Die Elemente der VIII Hauptgruppe sind die Edelgase. Sie
besitzen jeweils 8 Valenzelektronen = Elektronenoktett
(Ausnahme Helium, es besitzt nur zwei =
Elektronenduplett). Die Edelgase sind sehr reaktionsträge
(kommen nur atomar vor), da deren Elektronenkonfiguration einen energiearmen und damit stabilen
Zustand darstellt. In Verbindungen nehmen die Atome
meist die Edelgaskonfiguration ein, man spricht daher von
der Oktettregel.
Elektronen
Kern (mit Protonen und Neutronen)
Helium
Neon
Elektronendonatoren
Um die Edelgaskonfiguration zu erreichen, geben
Metallatome bei der Reaktion mit Nichtmetallatomen ihr,e
Valenzelektron,en ab. Sie werden zu positiv geladenen
Kationen.
Elektronenakzeptoren
Im Gegenzug nehmen Nichtmetallatome die Elektronen
ihrer Reaktionspartner auf und füllen so ihre Außenschale.
Sie werden zu negativ geladenen Anionen. Gemeinsam
mit den Kationen bilden sie ein Ionengitter – ein Salz.
Na
Natrium
+ Cl  Na+
Chlor(atom)
Natriumkation
+
ClChloridion
4. Chemische Bindungen und Stoffeigenschaften
Stoff- und Teilchenebene
Eigenschaften von Stoffen und Stoffveränderungen bei
Reaktionen (Stoffebene) kann man nur verstehen, wenn
man sich mit Aufbau der Teilchen und der Bindungen in
Verbindungen (Teilchenebene) befasst.
Metallbindung
In Metallen geben die Atome ihre Valenzelektronen ab.
Diese bewegen sich frei zwischen den positiv geladenen
Atomrümpfen und halten diese so zusammen
(Elektronengas).
Metalleigenschaften
Metalle sind elektrisch leitfähig. Beim Anlegen einer
Gleichspannung wandern die Elektronen zwischen den
Atomrümfen zum Pluspol, während der Minuspol
Elektronen nachliefert. Metalle sind daher
Elektronenleiter (Leiter 1. Ordnung).
e- 
e- 
+ Pol
- Pol
Atomrümpfe
Metalle sind verformbar. Da die Atomrümpfe durch das
Elektronengas zusammengehalten wird, sind die Ebenen
leicht verschiebbar.
Auch die gute Wärmeleitfähigkeit ist auf diese Art
Bindung zurückzuführen: Die Elektronen werden durch
Wärmeenergie in höhere Energiezustände gehoben und
die Atomrümpfe in Schwingungen versetzt, die an
benachbarte Teilchen weitergegeben wird.
Atombindung
Auch kovalente, oder Elektronenpaarbindung genannt.
Dabei überlappen die Atomhüllen einzelnen Nichtmetallatome und bilden ein gemeinsames Molekülorbital. Dabei
geraten die Elektronen in den Anziehungsbereich beider
Kerne und halten so die Atome zusammen (bindendes
Elektronenpaar). Neben Einfachbindungen können auch
Doppelbindungen (z.B. O2) und Dreifachbindungen (z.B.
N2) gebildet werden.
Wasserstoffatome
Stickstoffatome
Wasserstoffmolekül
Stickstoffmolekül
(Dreifachbindung)
N
Valenzstrichformel
+
N
 N
N
Eine vereinfachte Darstellung der Atome und ihrer
Bindungen. Dabei werden freie Elektronenpaare als
Striche um das Elementsymbol dargestellt, bindende
Elektronenpaare als Striche zwischen den
Elementsymbolen.
Z.B.: Fluorwasserstoff
Kohlenstoffdioxid
Wasser
Stickstoff
N =
N
Regeln:
1.Die Anzahl der Valenzelektronen entspricht der
Nummer der Hauptgruppe
2. Durch die Elektronenpaarbindungen erreichen die
Bindungspartner Edelgaskonfiguration. Also werden so
viele Bindungen ausgebildet, wie die Atome zum
Erlangen dieser benötigen. Die verbleibenden
Elektronen bilden die nichtbindenden, oder freien
Elektronenpaare.
Ionenbindung:
Eigenschaften von Salzen
und Salzlösungen
Bei der Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen
entstehen Kationen und Anionen, die ein Ionengitter
bilden und sich durch elektrostatische Kräfte aufgrund
ihrer gegensätzlichen Ladung stark anziehen.
Die starken Anziehungskräfte zwischen den Ionen sind für
die hohen Schmelztemperaturen der Salze verantwortlich.
Salze sind spröde, d.h. sie zerbrechen bei Druckausübung.
Dadurch erfolgt eine Verschiebung des Ionengitters. Dies
hat zur Folge, dass gleichartig geladene Ionen
nebeneinander zu liegen kommen und sich abstoßen.
Anion
Kation
Salzlösungen enthalten frei bewegliche Ionen. Diese
transportieren Ladungen und machen die Salzlösung somit
leitfähig = Ionenleiter (Leiter 2. Ordnung).
Anionen fließen zum Pluspol, Kationen zum Minuspol.